Puente de Hidrógeno

Enlace Puente de Hidrógeno

El enlace puente de hidrógeno es una atracción que existe entre un átomo de hidrógeno (carga positiva) con un átomo de O , N o X (halógeno) que posee un par de electrones libres (carga negativa).

Por ejemplo el agua, es una de las substancias que presenta este tipo de enlaces entre sus moléculas. Una molécula de agua se forma entre un átomo de Oxigeno con seis electrones de valencia (sólo comparte dos y le quedan dos pares de electrones libres) y dos hidrógenos con un electrón de valencia cada uno (ambos le ceden su único electrón al oxígeno para que complete el octeto).

La molecula de agua es una molécula polar, por lo que presenta cuatro cargas parciales, de esta manera la fracción positiva (un hidrógeno) genera una atracción con la fracción negativa de otra molécula (el par de electrones libres del oxígeno de otra molécula de agua). Teóricamente una molécula de agua tiene la capacidad de formar 4 puentes de Hidrógeno

El enlace puente de hidrógeno es 20 veces más débil o de menor contenido energético que un enlace normal. Pareciera ser de poca importancia, pero debido a la gran cantidad de moléculas y gran cantidad de enlaces de este tipo que puede contener una sustancia, el enlace puente de hidrógeno tiene una especial importancia.

Si se compara al H₂O , con el H₂S deberían de ser substancias muy parecidas ya que el oxígeno y el azufre pertenecen al mismo grupo (VIA), tienen propiedades parecidas, la diferencia es que el oxígeno es más electronegativo. El agua es una moléula polar y puede formar puentes de hidrógeno, mientras que el ácido sulfhídrico (H₂S)es no polar y no tiene dicha capacidad.

Los puentes de hidrógeno que existe entre las moléculas de H₂O , explican el incremento del pF, pEb, densidad, viscosidad, capacidad caloríca, etc (ya que las moléculas se encuentran unidas entre sí), a diferencia H₂S , cuyas moléculas  no cuentan con la atracción puente de hidrógeno y por lo tanto a temperatura ambiente es un gas. 

Enlaces de hidrógeno bifurcados y sobre coordinados en el agua

Puede darse que un solo átomo de hidrógeno participe en dos enlaces de hidrógeno, en vez de en uno. Este tipo de enlace es denominado "bifurcado". Se ha sugerido que el enlace de hidrógeno bifurcado es un paso esencial en la reorientación del agua; .9

Los aceptores de enlaces de hidrógeno (que terminan en los pares libres del átomo de oxígeno) son más propensos a formar la bifurcación (en efecto, se le denomina oxígeno sobre coordinado) que los donantes.10

Enlaces de hidrógeno en ADN y proteínas

El enlace de hidrógeno también juega un rol importante en la determinación de las estructuras tridimensionales adoptadas por las proteínas y ácidos nucleicos. En estas macromoléculas, el enlace de hidrógeno entre partes de la misma molécula ocasiona que se doble en una forma específica, que ayuda a determinar el rol fisiológico o bioquímico de la molécula. Por ejemplo, la estructura de doble hélice del ADN se debe primordialmente a los enlaces de hidrógeno entre los pares de bases, que unen una cadena complementaria a la otra y permiten la replicación.

En las proteínas, los enlaces de hidrógeno se forman entre átomos de oxígeno esqueletales y átomos de hidrógeno amida. Cuando el espaciamiento de los residuos de aminoácido que participan en un enlace de hidrógeno es regular entre las posiciones i e i + 4, se forma una hélice alfa. Cuando el espaciamiento es menor, entre las posiciones i e i + 3, se forma una hélice 310. Cuando dos cadenas se unen por enlaces de hidrógeno que involucran residuos alternantes de cada cadena participante, se forma una lámina beta. Los enlaces de hidrógeno también toman parte en la formación de la estructura terciaria de las proteínas, a través de la interacción de los grupos R. (Ver también plegamiento de proteínas).

Enlace de hidrógeno simétrico

Un enlace de hidrógeno simétrico es un tipo especial de enlace de hidrógeno en el que el núcleo de hidrógeno está exactamente a mitad de camino entre dos átomos del mismo elemento. La fuerza del enlace a cada uno de estos átomos es igual. Constituye un ejemplo de un enlace de tres centros y dos electrones. Este tipo de enlace es mucho más fuerte que los enlaces de hidrógeno "normales". El orden efectivo de enlace es 0.5, así que su fuerza es comparable a un enlace covalente. Se ha visto en hielo a altas presiones, y también en la fase sólida de muchos ácidos anhidros, como el fluoruro de hidrógeno y el ácido fórmico a altas presiones. También se le ha visto en el anión bifluoruro [F-H-F]−.

Los enlaces de hidrógeno simétricos han sido observados recientemente espectroscópicamente en el ácido fórmico a presión alta (>GPa). Cada átomo de hidrógeno forma un enlace covalente parcial con dos átomos, en vez de con uno. Se ha postulado la existencia de enlaces de hidrógeno simétricos en el hielo a altas presiones (Hielo X). Se forman bajas barreras de enlace de hidrógeno cuando la distancia entre dos heteroátomos es muy pequeña.

Enlace de dihidrógeno

El enlace de hidrógeno puede ser comparado con el cercanamente relacionado enlace de dihidrógeno, que también es una interacción enlazante intermolecular que involucra a átomos de hidrógeno. Estas estructuras han sido conocidas por algún tiempo, y bien caracterizadas por cristalografía de rayos X; sin embargo, una comprensión de su relación con el enlace de hidrógeno convencional, enlace iónico y enlace covalente permanece oscura. Generalmente, el enlace de hidrógeno está caracterizado por un aceptor de protones, que es un par libre de electrones en átomos no metálicos (principalmente en el nitrógeno y oxígeno). En algunos casos, estos aceptores de protones pueden ser orbitales pi o algún complejo metálico. Sin embargo, en el enlace de dihidrógeno, un hidruro metálico sirve como aceptor de protones; formando una interacción hidrógeno-hidrógeno.

La difracción de neutrones ha mostrado que la geometría molecular de estos complejos es similar a los enlaces de hidrógeno, en el que la longitud de enlace se adapta muy bien a los sistemas complejo metálico/donante de hidrógeno.

Teoría avanzada del enlace de hidrógeno

Recientemente, la naturaleza del enlace fue elucidada. Un artículo ampliamente publicado11 probó, a partir de interpretaciones de anisotropía en el perfil de Compton del hielo ordinario, que el enlace de hidrógeno es parcialmente covalente. Parte de la información de resonancia magnética nuclear sobre los enlaces de hidrógeno en las proteínas también indica que hay enlace covalente.

Más generalmente, el enlace de hidrógeno puede ser visto como un campo escalar electrostático dependiente de la métrica, entre dos o más enlaces intermoleculares. Esto es ligeramente diferente de los estados ligados intramoleculares de, por ejemplo, el enlace covalente o el enlace iónico; sin embargo, el enlace de hidrógeno sigue siendo un fenómeno de estado ligado, puesto que la energía de interacción tiene una suma neta negativa. La teoría inicial del enlace de hidrógeno propuesta por Linus Pauling sugería que los enlaces de hidrógeno tenían una naturaleza parcialmente covalente. Esto permaneció como una conclusión controvertida hasta finales de la década de 1990, cuando mediante técnicas de RMN empleadas por F. Cordier et al. Para transferir información entre núcleos enlazados por hidrógeno, una característica que sólo sería posible si el enlace de hidrógeno contuviera algún carácter covalente.

Fenómenos debidos al enlace de hidrógeno

Punto de ebullición dramáticamente alto del NH3, H2O y HF, en comparación a los análogos más pesados PH3, H2S, y HCl

Viscosidad del ácido fosfórico anhidro y del glicerol.

Formación de dímeros en ácidos carboxílicos y de hexámeros en el fluoruro de hidrógeno, que ocurre incluso en la fase gaseosa, resultando en grandes desviaciones de la ley de los gases ideales.

La alta solubilidad en agua de muchos compuestos como el amoníaco es explicada por el enlace de hidrógeno con las moléculas de agua.

La azeotropía negativa de mezclas de HF y agua.

La delicuescencia del NaOH es causada, en parte, por la reacción de OH- con la humedad para formar especies H3O2- enlazadas por hidrógeno. Un proceso análogo sucede entre NaNH2 y NH3, y entre NaF y HF.

El hecho de que el hielo es menos denso que el agua líquida se debe a una estructura cristalina estabilizada por enlaces de hidrógeno.

La presencia de enlaces de hidrógeno puede causar una anomalía en la sucesión normal de los estados de agregación para ciertas mezclas de compuestos químicos, con el incremento o disminución de temperatura. Estos compuestos pueden ser líquidos hasta una cierta temperatura, luego son sólidos incluso con el incremento de temperatura, y finalmente líquidos cuando la temperatura se eleva sobre el "intervalo anómalo".12

La goma inteligente utiliza enlaces de hidrógeno como su única forma de enlace, así que puede "sanarse" cuando se pincha, debido a que pueden aparecer nuevos enlaces de hidrógeno entre las dos superficies del mismo polímero.

Propiedades Periodicas

Las propiedades repetitivas o parecidas al comparar los diferentes elementos, se llaman propiedades periódicas y sirven para agrupar a los elementos en una misma familia o grupo. Las propiedades periódicas (físicasy Químicas) de los elementos cambian ligeramente, por ejemplo el punto de fusión (pf), punto de ebullición (pEb), radios atómicos, electronegatividad, etc. ; mientras se recorre un mismo grupo o un mismo período en la tabla periódica. Estructura de Lewis Un claro ejemplo del parecido de los elementos de un mismo grupo (columna) es en las fórmulas de puntos electrónicos (estructuras de Lewis) de elementos representativos.

Como se observa en la tabla, los elementos de un mismo grupo, tienen los mismos electrones de valencia, por lo que tienen la misma representación de la estructura de Lewis y un comportamiento químico parecido.

Radios Atómicos 
El tamaño de un átomo varía dependiendo del medio en el que se encuentre o del átomo al que esta unido. En un átomo libre se hace una predicción de su tamaño, dependiendo de la nube electrónica que rodea al núcleo, ese tamaño relativo del átomo se conoce como radio atómico.

Los radios atómicos se expresan en A° Angstroms, 1A° = 1 X 10 ^-8 m , para tener una idea de los radios atómicos representados en la siguiente gráfica, es considerar que el radio del Hidrógeno (H) es de 0.37 A°, el átomo de fósforo (P) es de 1.10 A° , el átomo de calcio (Ca) tiene un radio atómico de 1.97 A° y el átomo de Cs de 2.62 A°. El tamaño de esos atómos nos permitirá imaginar el tamaño de los demás atómos según el tamaño en el que se representan el resto de los átomos.

En la figura anterior se observa que al descender en un mismo grupo el radio atómico se incrementa y al contrario, al recorrer un

mismo período (incrementando el número atómico, de izquierda a derecha) el radio atómico se disminuye.

Energía de Ionización 
La energía de ionización es la cantidad mínima de energía necesaria para eliminar el electrón más débilmente ligado al átomo aislado en forma gaseosa, para dar un ion con una carga de +1 .

ATOMO + Energía ® ION ⁺¹ (catión) + 1 e^-

También se conoce como la primera energía de ionización, puesto que hay otros electrones susceptibles de ser arrancados del átomo. La siguiente figura musetra una gráfica de energía de primera ionización frente al número atómico de los primeros 20 elementos de la tabla periódica.

En la gráfica de energía de ionización se observa como los elementos de un mismo período requieren más energía conforme se incrementa su número atómico (Li, Be, B, C,N,O,F y Ne) y para elementos de un mismo grupo se observa que la energía requerida es similar pero cada vez menor , por ejemplo (Li, Na y K ). Así mismo se observa que al comparar un período con el siguiente período, el comportamiento energético es similar.

Electronegatividad 
La electronegatividad de un elemento mide su tendencia relativa a atraer hacia sí , los electrones de un enlace, cuando esta químicamente combinado con otro átomo. Sus valores son números relativos en una escala arbitraria, denominada escala de Pauling, cuyo valor máximo es de 4.0

Un átomo que tenga una electronegatividad inferior, significa que tiene menor capacidad de atraer dichos electrones de enlace. Por ejemplo el Na tiene una electronegatividad de 0.9 y el cloro de 3.0 , eso significa que en la molécula de cloruro de sodio (NaCl) , de los dos átomos, el cloro es el átomo que atrae más fuertemente los electrones.

Tabla de electronegatividad relativa para los elementos representativos (grupos A)

Es fácil observar que los elementos del lado izquierdo de la tabla (grupos IA y IIA ) conocidos como metales tienen valores bajos de electronegatividad, se dice que son elementos electropositivos, mientras que los elementos de los grupos VA, VIA y VIIA tienen valores altos, por lo que se mencionan como átomos electronegativos.

Es claro observar que elementos de un mismo grupo tienen valores de electronegatividad parecidos y que conforme se desciende sobre un mismo grupo, la electronegatividad se disminuye.Es fácil observar que los elementos del lado izquierdo de la tabla (grupos IA y IIA ) conocidos como metales tienen valores bajos de electronegatividad, se dice que son elementos electropositivos, mientras que los elementos de los grupos VA, VIA y VIIA tienen valores altos, por lo que se mencionan como átomos electronegativos.

Es claro observar que elementos de un mismo grupo tienen valores de electronegatividad parecidos y que conforme se desciende sobre un mismo grupo, la electronegatividad se disminuye.

Mediciones y cifras significativas

 Mediciones

 Sistema Internacional de Unidades (SI)

El sistema de medidas que se utiliza en el campo científico se llama Systeme International d’Unites (Sistema Internacional de Unidades) y se escribe SI en forma abreviada. Es una versión moderna del sistema métrico, un sistema basado en la unidad de longitud denominada metro (m).

El sistema SI es un sistema decimal en el que las magnitudes difieren de la cantidad fundamental en potencias de diez mediante el uso de prefijos como múltiplos o como submúltiplos de la unidad básica. Por ejemplo, el prefijo kilo significa mil veces (103) la unidad básica y se abrevia por K (tabla No. 3).

El sistema SI también tiene, además de las unidades básicas, otras unidades que se llaman derivadas. Éstas últimas se pueden expresar en términos de las unidades básicas. Las unidades derivadas más comunes empleadas en química se muestran en la tabla No.4.

                                                                

                                                    Sistema Internacional de Unidades

 

Cantidad fundamental	Nombre de la unidad	Símbolo	Prefijo (múltiplo)	Prefijo (submúltiplo)
Longitud	metro	m	Deca (D) 101	deci (d) 10 -1
Masa	kilogramo	Kg	Hecto (H) 102	centi (c) 10 -2
Tiempo	segundo	s	s Kilo (K) 103	mili (m) 10 -3
Temperatura	kelvin	K	Mega (M) 106	micro (?) 10 -6
Cantidad de sustancia	mol	mol	Giga (G) 109	nano (n) 10 -9
Corriente eléctrica	amperio	A	Tera (T) 1012	pico (p) 10 -12
Intensidad luminosa	Candela	cd	Peta (P) 1015	femto (f) 10 -15

 

                                     Unidades derivadas más comunes empleadas en química

Propiedad	Unidad	Símbolo	Equivalencia
masa	gramo libra	g lb	10 -3kg 454 g
longitud	centímetro Angstrom * pulgada	cm Å pulg	10 -2m 10 -8 cm 2.54 cm
temperatura	Kelvin Celsius Farenheit	K ºC º F	ºC + 273 9/5 ºC + 32
volumen	Litro centímetro cúbico mililitro	L cm3 mL	10 -3 m3 = 1 dm3 10 -6 m3 10 -3 L
Presión	atmósfera torr o mm de Hg Pascal	atm torr Pa	1.033 kg/cm2 1/760 atm 1/101325 atm

 ¿Cómo expresar los resultados de una medición?

Cifras significativas

Supóngase que se desea medir la longitud del objeto que se muestra en la figura 10 utilizando dos reglas A y B. La lectura en la regla (A) indica que el objeto mide 4.65 cm donde la última cifra no es segura, es incierta o dudosa. Sin embargo, la lectura según (B) sólo permite expresar la longitud como 4.7 cm y la última cifra es también dudosa. Nótese que en el primer caso la longitud se puede reportar con un máximo de tres cifras significativas mientras que en el segundo caso con únicamente dos cifras significativas.

Figura 10. Medidas experimentales

De modo que los resultados obtenidos directamente de una medición están sujetos a incertidumbre (margen de duda), debido a que la escala de medición tiene un límite determinado por su sensibilidad.

Se denominan cifras significativas del resultado de una medición, a las cifras exactamente conocidas más la cifra incierta. El resultado de la medición anterior se debe reportar como 4.75 ± 0.01 cm o 4.7 ± 0.1 cm dependiendo de la regla utilizada lo cual da a entender que la incertidumbre absoluta está en las centésimas o en las décimas y que su valor es de ± 1 unidad en dicha cifra; en otras palabras, el valor real de la longitud medida debe estar entre 4.64 y 4.66 en el primer caso o entre 4.6 y 4.7 en el segundo.

 Cifras significativas en el resultado de operaciones matemáticas

Cuando se hacen operaciones matemáticas con números, producto de mediciones, el resultado se debe reportar con un número apropiado de cifras significativas dependiendo de las cantidades que a dicho resultado dieron lugar.

• El número de cifras decimales en el resultado de operaciones de adición y/o sustracción, está determinado por el sumando que tenga menor número de ellas. Por ejemplo, el resultado de la operación:

0.043 g + 132.1 g – 18.46 g + 0.0021 g – 35.49 g = 78.1951 g

Debe reportarse como 78.2 g ya que el sumando 132.1 g tiene un solo decimal.

• El número de cifras significativas en el resultado de un producto y/o cociente es igual al número de cifras significativas de aquél factor que menos cifras significativas tenga. Por ejemplo, el resultado de la operación:

Debe reportarse como 0.011 atm ya que el factor 0.082 sólo tiene dos cifras significativas.

Cuando se trata de operaciones complejas se aconseja realizar las operaciones intermedias completas (teniendo en mente las cifras significativas) y redondear sólo el resultado final al número apropiado de cifras significativas.

Nótese que al reportar el resultado de operaciones matemáticas con números productos de mediciones, es necesario hacer redondeos para expresar dicho resultado correctamente. Deben tenerse en cuenta las siguientes normas:

• Si la cifra siguiente (teniendo en cuenta los dígitos que le siguen) a la que se ha de redondear es menor que  la cifra a redondear se deja como tal. Por ejemplo, al redondear a 3 cifras el número 0.438497, éste queda como 0.438.

• Si la cifra siguiente (teniendo en cuenta los dígitos que le siguen) a la cifra a redondear es mayor que 5, ésta se aumenta en una unidad. Así, el número 0.345013 redondeado a 2 cifras significativas queda como 0.35.

• Si la cifra siguiente a la que se ha de redondear es exactamente 5, ésta se aumenta en una unidad si es impar, o se deja como tal si es par. Por ejemplo, al redondear a dos cifras significativas el número 3.4500, el resultado es 3.4; al redondear a 4 cifras significativas el número 7.01350 el resultado es 7.014.

 Exactitud y precisión

El término precisión se utiliza para describir la reproducibilidad de los resultados experimentales. Se puede definir como el nivel de similaridad entre los valores numéricos de varias medidas de la misma propiedad, realizadas bajo las mismas condiciones experimentales.

La exactitud denota la cercanía de un resultado experimental al valor que se acepta como correcto para dicho resultado y se expresa en términos del error. Nótese que hay una diferencia fundamental entre los términos precisión y exactitud: ésta última indica una comparación con un valor aceptado, mientras que la precisión compara un conjunto de resultados entre sí para definir su nivel de concordancia.

En la figura 11 se muestran los resultados de una serie de disparos contra un blanco. Allí se indican cómo fueron los resultados en términos de exactitud y precisión.